Grundwissen Chemie 8. Jahrgangsstufe (NTG)

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1 Grundwissen Chemie 8. Jahrgangsstufe (NTG) 1

2 1. Stoffeigenschaften und Teilchenmodell Stoffeigenschaften: Stoffe haben bestimmte charakteristische Stoffeigenschaften, z.b. Farbe, Verformbarkeit, magnetisches Verhalten, Siede- und Schmelztemperatur (druckabhängig), Dichte, Löslichkeit. Stoffebene und Teilchenebene Auf Stoffebene werden Stoffeigenschaften und umwandlungen konkret betrachtet und untersucht. Auf Teilchenebene wird versucht, diese Phänomene modellhaft zu erklären. Teilchenmodell: Alle Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen; ein Stoff ist durch seine kleinsten Teilchen charakterisiert. Vereinfachend stellt man sich die kleinsten Teilchen als Kugeln vor (Kugelteilchenmodell). Die Teilchen eines Stoffes sind untereinander gleich. Die Teilchen verschiedener Stoffe unterscheiden sich in ihrer Größe, ihrer Masse und ihren Anziehungskräften. Aggregatszustände und Teilchenmodell: Aggregatszustand fest (s) flüssig (l) gasförmig (g) Ordnung der regelmäßig unregelmäßig völlig ungeordnet Teilchen Abstand zwischen sehr gering gering Sehr groß den Teilchen Teilchenbewegung Teilchen schwingen an ihren Plätzen. Teilchen sind frei beweglich. Anziehungskräfte zwischen den Teilchen Modellvorstellung (Selbst ergänzen!) Teilchen sind frei beweglich und sehr schnell sehr stark stark kaum wirksam 2

3 Übergänge zwischen den Aggregatszuständen und Energie: Schmelzen/Erstarren, Sieden/Kondensieren, Sublimieren/Resublimieren Bei den Übergängen zwischen den Aggregatszuständen treten Energieänderungen auf: Schmelz- und Erstarrungsenergie, Siede- und Kondensationsenergie, Sublimations- und Resublimationsenergie. 2. Einteilung der Stoffe Reinstoffe und Stoffgemische Reinstoffe sind einheitlich aufgebaut und haben charakteristische Stoffeigenschaften. Stoffgemische setzen sich aus zwei - mehreren Reinstoffe zusammen; ihre Eigenschaften hängen vom Mischungsverhältnis der enthaltenen Reinstoffe ab. Stoffe Stoffgemische Physikalische Trennmethoden Reinstoffe heterogene Stoffgemische homogene Stoffgemische Verbindungen Elemente Chemische Trennmethoden 3

4 Arten von Teilchen Atome (Aussagen nach Dalton): Atome sind die Grundbausteine, aus denen die kleinsten Teile aufgebaut sind. Sie sind unzerstörbar, d.h. sie können durch chemische Vorgänge weder erzeugt noch vernichtet werden (Gesetz von der Erhaltung der Masse). Es gibt genauso viele Atomarten, wie es Elemente gibt. Die Atome eines Elements sind untereinander gleich. Atome unterschiedlicher Elemente unterscheiden sich in Ihrer Masse und Größe. Moleküle: Moleküle sind elektrisch neutrale Teilchen, die aus mehreren Atomen zusammengesetzt sind. Ionen: Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Man unterscheidet Kationen (positiv geladene Teilchen) und Anionen (negativ geladene Teilchen). Außerdem unterscheidet man zwischen Atom- und Molekülionen. Elemente und Verbindungen Element: Atome einer Art werden einem Element zugeordnet Periodensystem der Elmente Verbindung: Werden aus Atomen unterschiedlicher Art Moleküle oder Ionen gebildet, so liegt eine Verbindung vor. Elemente Reinstoffe Verbindungen Atome z.b. Helium, Eisen, Kohlenstoff Moleküle z.b. Sauerstoff (O 2 ), Schwefel (S 8 ) Moleküle z.b. Wasser (H 2 O), Ammoniak (NH 3 ) Salze z.b. NaCl aus Na + - Ionen und Cl - -Ionen 3. Chemische Reaktionen und Energie Chemische Reaktion: Eine chemische Reaktion ist eine Umgruppierung von Atomen (Stoffänderung unter Massenerhaltung). Dabei werden Edukte (Ausgangsstoffe) verbraucht und Produkte (Endstoffe) gebildet. Chemische Reaktionen sind stets von einem Energieumsatz begleitet. Reaktionsenergie: Bei jeder chemischen Reaktion ändert sich die innere Energie der beteiligten Stoffe. Diese Änderung der inneren Energie heißt Reaktionsenergie E R. Bei exothermen Reaktionen ist die inneren Energie der Produkte niedriger als die der Edukte. Bei endothermen Reaktionen besitzen die Produkte eine höhere Energie als die Edukte. 4

5 Energiediagramme: Exotherme Reaktion Bei exothermen Reaktionen wird Energie an die Umgebung abgegeben, z.b. in Form von Wärme, Licht oder elektrischer Energie. Die grüne Kurve zeigt den Verlauf der katalysierten Reaktion. Endotherme Reaktion Endotherme Reaktionen laufen unter dauernder Energiezufuhr (z.b. durch Wärme, Licht, elektrische Energie) ab; die zugeführte Energie wird als innere Energie chemisch gespeichert. Aktivierungsenergie: Die zum Auslösen einer chemischen Reaktion benötigte Energie bezeichnet man als Aktivierungsenergie. Katalysator: Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer Reaktion erhöht, indem er die Aktivierungsenergie verringert. Er geht unverändert aus der Reaktion hervor. 5

6 Beschreibung chemischer Reaktionen durch Reaktionsgleichungen Elementsymbole: Elementsymbole stehen für die Atomart der betreffenden Elemente. Beispiel: Cu (Kupfer) oder H (Wasserstoff) Chemische Formel: Molekülformeln (z.b. H 2 O) geben an, wie viele Atome welcher Art das Molekül bilden. Verhältnisformeln (z.b. NaCl) geben das Atomanzahlverhältnis der beteiligten Elemente an. Indizes gelten nur für das vorangestellte Element. Wertigkeit: Unter der Wertigkeit eines Atoms versteht man die Anzahl der Wasserstoff-Atome, die dieses Atom, in einer Verbindung bindet oder ersetzt. Wasserstoffatome sind einwertig. Mithilfe der Wertigkeit lässt sich das Atomanzahlverhältnis und damit die Verhältnisformel einer chemischen Verbindung vorhersagen. Beispiel: Im Aluminiumoxid sind dreiwertige Aluminium-Atome mit zweiwertigen Sauerstoff- Atomen verbunden. Demnach ergibt sich die Verhältnisformel von Aluminiumoxid als Al 2 O 3. Reaktionsgleichung: Ein Reaktionsschema beschreibt eine chemische Reaktion durch den Namen der Edukte und Produkte. z.b. Kupfer + Jod Kupferiodid Eine Reaktionsgleichung ist eine Kurzbeschreibung einer chemischen Reaktion mit Elementsymbolen und Formeln. Die vor den Formel stehenden Faktoren (= Koeffizienten) beschreiben das Anzahlverhältnis, in dem die Teilchen miteinander reagieren. In der Regel werden auch Aggregatszustände und Energieumsatz mit angegeben. z.b. 2 Cu (s) + I 2 (g) 2 CuI (s); exotherm Beachte: Indizes dürfen bei vorgegebenen Stoffen nicht verändert werden, da man sonst auch den Stoff verändern würde. Für jedes Element müssen sich die Anzahlen der Atome auf den beiden Seiten des Reaktionspfeils gleichen; dies erreicht man durch Einsetzen geeigneter Koeffizienten. 6

7 4. Atombau und Periodensystem Atombau: Ein Atom ist aus Atomkern und Atomhülle aufgebaut. Der Atomkern ist positiv geladen und enthält fast die gesamte Masse des Atoms. Die Atomhülle enthält die negativ geladenen Elektronen. Bau des Atomkerns: Der Atomkern besteht aus Nukleonen: Protonen und Neutronen. Ein Element ist durch die Anzahl der Protonen im Kern gekennzeichnet (= Ordnungszahl) Unterscheiden sich die Atome eines Elementes in der Neutronenzahl, handelt es sich um Isotope. M Z El M: Massenzahl (p + +n) Z: Ordnungszahl (p + ) = Anzahl der Elektronen des Atoms Aufbau der Atomhülle: Die Atomhülle ist in Energiestufen gegliedert, die als Schalen veranschaulicht werden können. Die Elektronenschalen werden von innen nach außen mit K, L, M, N, O und Q bezeichnet. Für die maximale Anzahl z an Elektronen pro Schale gilt die Gleichung: z = 2n² (n = Energiestufe) Die Anordnung der Elektronen eines Atoms auf den verschiedenen Energiestufen bezeichnet man als Elektronenkonfiguration. Die Elektronen der äußeren Schale bezeichnet man als Außen- oder Valenzelektronen; sie bestimmen das chemische Verhalten der Elemente. Periodensystem (PSE): Im PSE sind die Elemente nach steigender Kernladungszahl ( = Ordnungszahl) angeordnet. Die waagrechten Zeilen im PSE sind die Perioden. Periodennummer: Zahl der Energiestufen (Elektronenschalen) Die senkrechten Spalten im PSE sind die Gruppen. Gruppennummer: Zahl der Außenelektronen (Valenzelektronen) Ordnungszahl Z: Zahl der Protonen = Zahl der Elektronen Elementfamilien: Alkalimetalle (I. Hauptgruppe) sind reaktionsfreudige Leichtmetalle mit niedrigen Schmelztemperaturen und geringer Härte. Die Halogene (VII. Hauptgruppe) sind reaktionsfreudige Nichtmetalle, die aus zweiatomigen Moleküle bestehen. Edelgase (VIII. Hauptgruppe) kommen als einzelne, unverbundene Atome vor und gehen praktisch keine Verbindungen ein. Die Atome der Edelgase Neon, Argon und Xenon besitzen 8 Elektronen in der Außenschale, man spricht vom Elektronenoktett. Oktettregel: In den meisten Verbindungen nehmen die Atome die Elektronenkonfiguration der Edelgasatome an, so dass sie auf der äußeren Schale die Edelgaskonfiguration von 8 Elektronen erreichen. 7

8 Metalle und Nichtmetalle Metallatome geben bei Reaktionen mit Nichtmetallatomen Elektronen ab und werden zu Kationen (mit positiver Ladung). Metallatome sind Elektronendonatoren. Nichtmetallatome nehmen bei chemischen Reaktionen mit Metallatomen Elektronen auf und werden so zu Anionen (negative Ladung). Nichtmetallatome sind Elektronenakzeptoren. Valenzstrichformel (Lewis-Formel): Die Valenzelektronenkonfiguration von Atomen, Ionen und Molekülen wird durch Valenzstrichformeln dargestellt. Regeln zum Erstellen von Valenzstrichformeln 1. Die Elementsymbole werden entsprechend der Verknüpfung der Atome im Molekül angeordnet. 2. Man zeichnet an jedem Elementsymbol die Valenzelektronen als Punkte ein. Die Elektronen der inneren Schalen bleiben unberücksichtigt. 3. Die Punkte für die Elektronen stehen über unter, sowie rechts und links neben dem Elementsymbol. Der 5. bis 8. Punkt bildet mit einem schon vorhandenen Punkt ein Punktepaar. 4. Zwischen den Atomen werden nun so viele bindende Elektronenpaare gebildet, dass möglichst für alle Atome die Oktettregel erfüllt ist. Dabei sind Einfachbindungen und Mehrfachbindungen möglich. H Atome gehen nur Einfachbindungen ein. 5. In der endgültigen Valenzstrichformel werden bindende und nichtbindende Elektronenpaare schließlich durch einen Strich dargestellt. 5. Überblick der chemischen Bindungstypen Bindungstyp Ionenbindung Atombindung = Metallbindung kovalente Bindung = Elektronenpaarbindung Bindungspartner Metall + Nichtmetall Nichtmetall + Nichtmetall Metall + Metall Art der Teilchen Kationen + Anionen Moleküle Metallionen und frei bewegliche Elektronen Bindungskräfte Elektrostatische Anziehung zwischen Kationen und Anionen Elektrostatische Anziehung zwischen dem gemeinsamen Elektronenpaar und den beiden Atomkernen ( Elektronengas ) Elektrostatische Anziehung zwischen den Atomrümpfen und dem Elektronengas Bindungsrichtung allseitig gerichtet Allseitig Bezeichnung für den Ionengitter Molekül Metallgitter Verband Formelschreibweise Verhältnisformel Molekülformel Elementsymbol Schmelz- und meist sehr hoch meist niedrig meist hoch Siedetemperaturen Aggregatszustand bei Normalbedingungen s s, l, g s (Hg: l) Verformbarkeit spröde unterschiedlich duktil Elektrische Nichtleiter (Isolatoren) Leifähigkeit Ionenleiter als Schmelze oder wässerige Lösung Meist gute Leiter (Elektronenleiter) 8

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